高考化学知识点之电离平衡与酸碱性

能否

电离

是否

完全

高考化学知识点之电离平衡与酸碱性

一、电力平衡

考试要求

1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写； 2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。 考试内容

（一）强电解质、弱电解质 1．相互关系

否——非电解质

化合物 是——强电解质

能

否——弱电解质

热或水的作用

思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？

分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化

如（1）Cl 2 ??→?溶于水

氯水 ↓ ↓ 即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2 ??→?溶于水 碳酸溶液 ↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O ??→?溶于水 NO 2OH 溶液 ↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电 离，故它属强电 解质

2．比较强、弱电解质

注意：多元强酸电离一步完成且完全

如H n A====Nh++A n—

而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：

H3PO4H++H2PO4—，H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—，不能合并成H3PO43H++PO43—。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。

对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：

HnA H++Hn+A—

想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？

（二）弱电解质的电离平衡

（1）概念

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。

（2）特点

①动——动态平衡：V

（闻子化）=V

（分子化）

≠0。在电离方程式中用“”表示。

②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变

③变——条件改变，平衡被打破。

（3）影响电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.

以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：

（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：

①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越

强。

②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反） ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。

由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。

如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl 溶液强。 CaCO 3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）

分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：

（1）若在H 2SO 4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO 4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。

（2）若在H 2SO 4溶液中加BaCl 2，虽有沉淀BaSO 4生成，但同时生成了HCl ，相当于1molSO 42—

被2molCl —

代替，故导电能力有所增强。

（3）若在HCl 溶液中加AgNO 3，则导电能力几乎不变。

（四）水的电离平衡

1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质： 2． 25℃1LH 2O 的物质的量n(H 2O)=

18

1000=55.6(mol)共有10—7mol 发生电离

H 2O H +

+OH —

起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10—7 10—7 10—7

平衡(mol)55.6－10—7

10—7 10—7

25℃[H +]·[OH —]= 10—7=10—14=Kw 的离子积常数。 2．影响Kw 的因素

Kw 与溶液中[H +]、[OH —]无关，与湿度有关。

水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw 也增大。

例如100℃，1LH 2O 有10—6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 3．影响水的电离平衡因素

（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H +或OH —，会抑制水的电离

（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。

注[H ]水、[OH ]水指水电离出的H 、OH 浓度 [H +]水、[OH —]指指溶液中的H +、OH —浓度 由上表可得重要规律：

（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H +

]水≡[OH —

]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用

①只要碱的pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H +

]水=[OH —

]水=

3

1410

10--=10—11mol/L

（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时（同一湿度），则促进程度相等。

（4）较浓溶液中水电离出[H +]的大小： ①酸溶液中[OH —

]等于水电离的[H +

]

②碱溶液中[H +]等于水电离的[H +]

③强酸弱碱盐溶液中的[H +]等于水电离出[H +

]

④强碱弱酸盐溶液中的[OH —]等于水电离出的[H +

]

如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，（室温）由水电离出的 [H +

]水=[OH —

]水=

10

1410

10--=10—4mol/L

二、酸碱性

1．考试要求

1．通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知

能力；

2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；

3．掌握混合溶液pH 计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH 计算的综合问

题

4．培养学习过程中探究、总结的习惯。

2．考试内容

（一）溶液的酸碱性及pH 的值

溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H +]、[OH —]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液中的[H +]大小

pH=－lg[H +]，pOH=－lgKw=pKw

（1）酸性越强，pH 值越小，碱性越强，pH 值越大，pH 值减小一个单位，[H +

]就增大到原来的10倍，pH 值减小n 个单位，[H +]的增大到原来的10n

倍.

（2）任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时，

pH ＜0，故直接用[H +

]表示.

（3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=2

1pKw

只有当室温时，Kw=1×10—14

[H +

]=[OH —

]=10—7

mol/L

溶液呈中性

pH=pOH=

2

1pKw=7

分析 原因：H 2O H ++OH －Q

由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大. 中性：pH=pOH=

2

1pKw

T ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘

T ↘→Kw ↘→pH=pOH

↗

如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 提示：（①形状 ②T 1、T 2相对位置）

③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H +]、[OH —]=Kw ，和pH+pOH=pKw 两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw 的影响。） （4）溶液pH 的测定方法：

①酸碱指示剂 ②pH 试纸 ③pH 计其中①只传判定pH 范围

②pH 试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。 ③pH 计测定较精确.

（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。 由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.

弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。

(HCl)(NaOH)

pH(HAC)＜a+n＜7 pH(NH3·H2C)＞b－n＞7

△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n

△pH(HAC)＜n △pH(NH3

·H2O)

＜n

△pH(HCl)＞△pH(HAC)△pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)

注意：

①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.

②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7

③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）

（三）有关pH的计算

1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）

强酸：pH=pH小+0.3

若等体积混合，且△pH?2

强碱：pH=pH大－0.3

若不等体积混合，物质的量浓度强酸[H+]总=

2

1

2 2

1

1

V V V

M

V

M

+

+

分别为M1、M2体积分别为强碱[OH—]总=

2

1

2 2

1

1

V V V

M

V

M

+

+

V1、V2的一元强酸或强碱

注意：强酸直接由[H+]总求pH值

强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.

2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：

①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.

②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.

③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值. 特例：若强酸与强碱等体积混合

①若pH

酸+pH

碱

=14，则完全中和pH=7.

②若pH

酸+pH

碱

＞14，则碱过量pH≈pH

碱

－0.3

③若pH

酸+pH

碱

＜14，则酸过量pH≈pH

酸

+0.3

讨论：

pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1：V2=10n时，a+b分别为多少？

分析①呈中性：即pH=7.

nH+=nOH—

10—a·V1=10—（14－b）·V2

V1：V2=10—14+a+b

10n=10a+b－14

n=a+b－14

②若呈酸性. 即pH＜7

nH+＞nOH—

10—a·V1＞10—（14－b）·V2

V1：V2＞10—14+a+b

n＞10－14+ a+b

7，同理可知

想一想：若V1 ：V2=1 ：10=10，三种情况的结果又如何呢？

3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）

酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。

下面把常见的几种情况分列出来.

①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）

②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）

③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）

想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？

④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）

⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH?7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）

⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH?7（同理⑤，弱碱过量）

⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.

再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？